Grade 10
  1. Matéria e suas propriedades  1.1. Estados da matéria  1.2. Propriedades físicas e químicas da matéria  1.3. Classificação de substâncias (elementos, compostos, misturas)  1.4. Mudanças na Matéria (Mudanças Físicas e Químicas)  1.5. Lei da conservação de massa e lei das proporções definidas
  2. Estrutura Atômica  2.1. Desenvolvimento histórico do modelo atômico  2.2. Partículas subatômicas (prótons, nêutrons, elétrons)  2.3. Número atômico, número de massa e isótopos  2.4. Configuração Eletrônica e Níveis de Energia  2.5. Valência, formação de íons e estado de oxidação
  3. Tabela periódica  3.1. História e Desenvolvimento da Tabela Periódica  3.2. Lei Periódica Moderna e Tendências Periódicas  3.3. Grupos e Períodos na Tabela Periódica  3.4. Tendências na Tabela Periódica  3.5. Metais, não-metais, metalóides e suas propriedades  3.6. Gases nobres e sua inércia química
  4. Ligação química  4.1. Formation of Chemical Bonds (Octet Rule)  4.2. Ligação Iônica e Propriedades dos Compostos Iônicos  4.3. Ligações covalentes e propriedades dos compostos covalentes  4.4. Ligação metálica e suas propriedades  4.5. Geometria molecular e teoria VSEPR  4.6. Polaridade e momento dipolar das moléculas  4.7. Forças intermoleculares
  5. Reações Químicas e Equações  5.1. Tipos de Reações Químicas  5.2. Escrevendo e balanceando equações químicas  5.3. Lei da conservação da massa nas reações químicas  5.4. Fatores que Afetam Reações Químicas  5.5. Catalisadores e seu papel nas reações químicas  5.6. Reações Exotérmicas e Endotérmicas
  6. Estequiometria e Cálculos Químicos  6.1. Conceito de mole e número de Avogadro  6.2. Massa Molar e Conversões Grama-Mol  6.3. Fórmula empírica e molecular  6.4. Cálculos estequiométricos e rendimento químico  6.5. Reagentes Limitantes e em Excesso
  7. Ácidos, Bases e Sais  7.1. Propriedades e Definições de Ácidos e Bases (Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis)  7.2. Escala de pH, pOH e Indicadores  7.3. Reações de neutralização e formação de sais  7.4. Força de Ácidos e Bases (Ácidos e Bases Fortes vs. Fracos)  7.5. Ácidos e Bases Comuns no Cotidiano  7.6. Sais, sua solubilidade e aplicações
  8. Metais e Não-Metais  8.1. Propriedades físicas e químicas dos metais  8.2. Propriedades Físicas e Químicas dos Não-Metais  8.3. Série de reatividade dos metais e reações de deslocamento  8.4. Extração de metais de minérios  8.5. Corrosão, suas causas e prevenção  8.6. Ligas, sua composição e usos
  9. Carbono e seus compostos  9.1. Alótropos do Carbono  9.2. Hidrocarbonetos e sua classificação (alcanos, alcenos, alcinos)  9.3. Grupos funcionais em compostos orgânicos  9.4. Nomenclatura de compostos orgânicos (sistema IUPAC)  9.5. Isomerismo em química orgânica (estrutural e geométrico)  9.6. Reações orgânicas importantes (combustão, adição, substituição, polimerização)  9.7. Aplicações de compostos orgânicos na indústria e na vida diária
  10. Química Ambiental  10.1. Poluição do Ar (Fontes, Efeitos e Controle)  10.2. Poluição da Água (Causas, Efeitos e Soluções)  10.3. Efeito estufa e aquecimento global  10.4. Depleção da camada de ozônio e seus efeitos  10.5. Química Verde e Suas Aplicações  10.6. prática de química sustentável
  11. Termoquímica  11.1. Mudanças de Calor e Energia em Reações Químicas  11.2. Reações Exotérmicas e Endotérmicas  11.3. Entalpia, variação de entalpia e calor de reação  11.4. Capacidade calorífica específica e calorimetria  11.5. Mudanças de Energia em Reações de Combustão
  12. Eletroquímica  12.1. Eletrólitos e não eletrólitos  12.2. Eletrólise e suas aplicações (galvanoplastia, extração de metais)  12.3. Reações redox (oxidação e redução)  12.4. Célula galvânica e série eletroquímica  12.5. Corrosão e métodos de prevenção eletroquímicos
  13. Cinética química e equilíbrio  13.1. Taxa de reações químicas e sua medição  13.2. Fatores que afetam a taxa de reação (catalisador, temperatura, concentração)  13.3. Reações reversíveis e irreversíveis  13.4. Equilíbrio dinâmico e constante de equilíbrio  13.5. Princípio de Le Chatelier e suas aplicações
  14. Gases e Leis dos Gases  14.1. Propriedades dos gases e teoria cinética molecular  14.2. Lei de Boyle (Relação Pressão-Volume)  14.3. Lei de Charles  14.4. Lei de Gay-Lussac  14.5. Lei dos Gases Combinada e Lei dos Gases Ideais  14.6. Gases Reais vs Gases Ideais
  15. Química Nuclear  15.1. Introdução à Radioatividade e Reações Nucleares  15.2. Tipos de decaimento radioativo (alfa, beta, gama)  15.3. Meia-vida e aplicações de isótopos radioativos  15.4. Reações de fissão e fusão nuclear  15.5. Geração de energia nuclear e seu impacto ambiental

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Ácidos, Bases e Sais


No estudo da química, ácidos, bases e sais são componentes essenciais que descrevem muitas das reações químicas e propriedades das substâncias que ocorrem na vida cotidiana. Compreender esses conceitos nos ajudará a entender por que certos produtos químicos se comportam da maneira que o fazem. Este guia explicará essas ideias fundamentais de forma simples.

O que são ácidos?

Os ácidos são substâncias que podem doar prótons (H +) para outra substância. Eles geralmente têm um sabor azedo e podem ser corrosivos. Ácidos comuns em casa incluem vinagre (ácido acético) e suco de limão (ácido cítrico).

HCl → H + + Cl -

Esta reação mostra que o ácido clorídrico (HCl) se dissocia na água para produzir íons de hidrogênio (H +) e íons de cloreto (Cl -).

H+ CL-

Figura 1: Dissociação do HCl em H + e Cl−

Exemplos de ácidos incluem:

  • Ácido acético: Encontrado no vinagre, usado na culinária e na limpeza.
  • Ácido cítrico: Encontrado em frutas cítricas como limões e laranjas.
  • Ácido clorídrico: Encontrado no estômago, auxilia na digestão.

O que são as bases?

As bases são substâncias que podem aceitar prótons (H +) ou doar íons hidróxido (OH -). Elas têm sabor amargo e são escorregadias ao toque. As bases comuns usadas em casa incluem bicarbonato de sódio e sabão, conhecidos por suas propriedades de limpeza.

NaOH → Na + + OH -

Esta equação mostra que o hidróxido de sódio (NaOH) se dissocia na água para formar íons de sódio (Na +) e íons de hidróxido (OH -).

Na+ Oh-

Figura 2: Dissociação do NaOH em Na + e OH –

Exemplos comuns de bases incluem:

  • Hidróxido de sódio: Usado em limpadores de ralos e sabonetes.
  • Amônia: Encontrada em muitos produtos de limpeza domésticos.
  • Hidróxido de magnésio: Conhecido como leite de magnésia, é usado como antiácido.

Compreendendo o pH

A força de um ácido ou base é medida na escala de pH, que varia de 0 a 14. O pH 7 é considerado neutro, um exemplo disso é a água pura. Ácidos têm um pH menor que 7 e bases têm um pH maior que 7.

0 2 4 6 7 9 11 13 14

Figura 3: Representação da escala de pH

Alguns exemplos para ilustrar o valor de pH:

  • Suco de limão: pH aproximadamente 2, o que o torna ácido.
  • Água pura: pH 7, neutra.
  • Sabão: pH em torno de 9 a 10, o que o torna alcalino.

O que são sais?

Os sais são compostos formados quando um ácido reage com uma base, contendo íons positivos (cátions) e íons negativos (ânions). Um exemplo comum de um sal é o sal de cozinha (NaCl).

HCl + NaOH → NaCl + H 2 O

Nesta reação de neutralização, o ácido clorídrico (HCl) reage com o hidróxido de sódio (NaOH) para formar cloreto de sódio (NaCl) e água (H 2 O).

H+ CL- Na+ Oh-

Figura 4: Reação formando NaCl

Neutralização

A neutralização é uma reação química na qual ácidos e bases se combinam para formar água e um sal. Isso resulta em uma solução que não é nem ácida nem alcalina. Isso é importante em várias aplicações, como tratar acidez estomacal com antiácidos.

Exemplo:

Considere a reação entre ácido clorídrico e hidróxido de sódio:

HCl + NaOH → NaCl + H 2 O

Aqui, o ácido (HCl) e a base (NaOH) neutralizam um ao outro, formando o sal neutro (NaCl) e água (H 2 O).

Propriedades e aplicações dos sais

  • Cloreto de sódio (NaCl): Usado na culinária e preservação de alimentos.
  • Carbonato de cálcio (CaCO 3): Encontrado em giz, calcário e usado na construção.
  • Bicarbonato de sódio (NaHCO 3): Também conhecido como bicarbonato de sódio, é usado na culinária e limpeza.

Par ácido-base conjugado

Cada reação ácido-base produz um par conjugado. Um ácido se torna sua base conjugada após doar um próton, enquanto uma base se torna seu ácido conjugado depois de aceitar um próton.

Exemplo:

Considere a reação:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -

Aqui, NH 3 (amônia) é uma base e aceita um próton para se tornar NH 4 + (amônio), que é seu ácido conjugado. H 2 O (água) atua como um ácido e aceita um próton para se tornar OH - (hidróxido), que é sua base conjugada.

Indicador

Indicadores são substâncias usadas para determinar se uma solução é ácida ou básica. Eles mudam de cor dependendo do pH da solução.

  • Papel de tornassol: Fica vermelho em ácido e azul em alcalino.
  • Fenolftaleína: Incolor em ácido e rosa em alcalino.
  • Laranja de metila: Vermelho em ácido e amarelo em alcalino.

Indicadores auxiliam em titulações, onde reações ácido-base são usadas para encontrar a concentração de uma solução.

Conclusão

Ácidos, bases e sais desempenham papéis importantes na química e em nossas vidas diárias. Ácidos doam prótons, bases os aceitam e sais são os produtos de suas reações de neutralização. Compreender essas substâncias nos ajuda a entender muitos processos químicos e suas aplicações práticas.


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Ácidos, Bases e Sais

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